Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»



Сторінка10/10
Дата конвертації17.04.2017
Розмір1.73 Mb.
ТипНавчальний посібник
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Sр2-Гібридизація

Три різні АО, комбінуючись одна з одною, утворюють три однакові гібридні орбіталі. Це відбувається у разі гібридизації однієї s- і двох р-орбіталей. Оскільки всі три гібридні хвильові функції еквівалентні, то для кожної з них s-характер дорівнює 1/3, а р-характер—2/3. Як результат, утворюються три рівноцінні sр2-гібридні орбіталі, які орієнтовані під кутом 120° щодо центра атома і лежать в одній площині. sр2-Гібридизацією пояснюють компланарність усіх трьох зв'язків у молекулі. У молекулі боразену три з чотирьох атомних орбіталей атомів нітрогену і бору піддаються sр2-гібридизації (рис. 5.17). При цьому по дві гібридні орбіталі від кожного атома використовуються для утворення δ-зв'язків з двома атомами Н, а третя—бере участь в утворенні δ-зв'язку між атомами Нітрогену і Бору за донорно-акцепторним механізмом. Отже, усі п'ять зв'язків у боразені розміщені компланарно у площині ху (див. рис. 5.16), а кути між ними становлять 120°. За рахунок не гібридизованих четвертих орбіта лей між атомами нітрогену і бору утворюється π-зв'язок, який має дві області перекривання електронних хмар: вище і нижче лінії, що з'єднує ядра атомів нітрогену і бору.







sр-Гібридизація

Цей тип гібридизації виникає, коли атом утворює два зв'язки за рахунок електронів, які займають s- і р-орбіталі з близькими енергіями. Це можна пояснити на прикладі збудженого атома Ве* з електронною структурою валентного рівня 2s11. Дві орбіталі s і рх, комбінуючись, утворюють дві sр-гібридні орбіталі, які перебувають на прямій лінії під кутом 180° (рис. 5.18). sp-гібридні орбіталі на 1/2 мають характер s- і на 1/2 р-орбіталі, тому вони круглішої форми, ніж, наприклад, sр3-гібридні орбіталі (див. рис. 5.18).



Такою орієнтацією двох AO пояснюється кут між зв'язками, які утворюють атоми Mg, Са, Zn, Cd, Hg і С (в С=O, C=N-, СO2 і в С2Н2) та В і N у боразині. У молекулі боразину з боку кожного атома N і В у зв'язках беруть участь чотири орбіталі s, px, ру, рz. Однак гібридизуються тільки s- і рх -орбіталі, кути між якими становлять 180° і які утворюють по два δ-зв'язки (з атомом Н за обмінним механізмом і між собою за донорно-акцепторним механізмом). Ще дві ортогонально орієнтовані негібридні р-орбіталі у і рz) від кожного з атомів Нітрогену і Бору беруть участь в утворенні двох π-зв'язків. У результаті такої шестиелектронної взаємодії зв'язок між атомами N і В у боразині стає потрійним і його довжина становить 1,25 А0. Вперше поняття про гібридизацію було введено для пояснення різноманітності структур, передусім молекул органічних речовин. У молекулах ненасичених вуглеводнів можлива sр- і sр2-гібридизація, а для насичених—sр3-гібридизація. При утворенні хімічного зв'язку гібридні орбіталі сусідніх атомів ефективніше перекриваються, через що система отримує більший виграш в енергії.




Полярність зв'язку

Варто наголосити, що всі обчислення довжин хімічного зв'язку, кутів між зв'язками і коливань зв'язків засновані на уявленні про атоми як тверді кульки зі сталими радіусами, сума яких дорівнює довжині зв'язку. Вважають, що ковалентний радіус атома С дорівнює 0,77 А0, атома N— 0,70 А0, атома О — 0,66 А0. Однак це наближений підхід щодо оцінювання розмірів атомів і зв'язків між ними, оскільки на відстань між атомами впливає багато чинників, зокрема, кратність, про яку вже йшлося, і полярність зв'язку.



Полярність хімічного зв'язку це величина, що визначається різницею електронегативностей елементів, атоми яких сполучені між собою ковалентним зв'язком.

У разі збільшення Δх посилюється йонний характер ковалентного зв'язку. Аби врахувати це, Шомекер і Стівенсон (1941) запропонували емпіричне рівняння



де rа i rв—ковалентні радіуси атомів, значення яких отримують діленням довжин звичайних зв'язків навпіл. Вважають, що Цей висновок сформульовано у правилі Полінга: чим більшою є різниця між електронегативностями елементів, тим більшою є енергія зв'язку між їхніми атомами.

У двохатомних молекулах простих речовин (Н2, І2, F2, Cl2, О2, N2 тощо) електронні пари, які утворюють ковалентні зв'язки, однаково належать обом атомам, і, отже, можна казати, що ці електронні пари містяться посередині між ядрами атомів. У результаті "центр ваги" негативних зарядів електронів (їхній полюс) збігається з "центром ваги" позитивних зарядів ядер. Унаслідок цього (тобто симетричного розподілу електричних зарядів стосовно ядер взаємодіючих атомів) хімічний зв'язок буде неполярним (аполярним). Ковалентний зв'язок, який виникає між атомами однойменних елементів, називається неполярним. Якщо зв'язок виникає між атомами різних елементів, то один з атомів сильніше притягуватиме спільну електронну пару. Тоді симетрія розподілу зарядів порушується, і полюс негативних зарядів не збігатиметься з позитивно зарядженим полюсом. Унаслідок цього електронна хмара розташовується стосовно ядер взаємодіючих атомів асиметрично і зв'язок стає полярним. Ковалентний зв'язок, який виникає між атомами елементів, які характеризуються різною електронегативністю, називається полярним. Для прикладу, розглянемо зв'язок у молекулі HCl, в якому електронна пара зміщена в бік атома Хлору. У результаті цього ефективний заряд на атомах буде меншим за одиницю. Така двополюсна молекула називається диполем; вона завжди певним чином орієнтується у зовнішньому магнітному чи електричному полі.
Дипольний момент хімічного зв'язку

Мірою полярності хімічного зв'язку є його дипольний момент (µ), який дорівнює добутку ефективного заряду на довжину зв'язку:



µ=ql

Дипольний момент зв'язку характеризує "легкість", з якою та чи інша двохатомна молекула орієнтується в магнітному чи електричному полі.

Якщо гідроген хлорид у газоподібному стані помістити між двома протилежно зарядженими пластинами, то його молекули (Н-С1) прагнутимуть зорієнтуватися в напрямку від однієї пластини до іншої. Причому кінці молекул з атомами Н притягатимуться до негативно зарядженої пластини, а кінці з атомами СІ — до позитивно зарядженої пластини. Якщо електричний заряд виразити електростатичними одиницями (ел. - ст. од.), то його величина на атомах у молекулах матиме порядок 10-10. Якщо ж узяти до уваги те, що відстань між ядрами атомів має порядок 10-8 см (1-3 А0), то дипольні моменти, виражені в ел.- ст. од. • см, матимуть значення порядку 10-18. Зручніше виразити дипольні моменти в одиницях, які будуть у 10 18 разів меншими. Таку одиницю називають дебаєм (D): 1 D = 10-18 ел.-ст. од. • см. Для зв'язків різної полярності дипольний момент набуває значень від 0 до 10 D. Для молекули НС1 в газоподібному стані µ = 1,07 D (1,07•10 18ел.-ст. од.•см). Зрівноважена між'ядерна відстань у молекулі дорівнює 1,274 А0 (1,274•10-8 см). Отже, молекула НС1 має такі ж властивості, як лінійний диполь, на кожному з позитивно і негативно заряджених кінцях якого міститься заряд, який за абсолютною шкалою дорівнює величині:



Беручи до уваги те, що заряд одного електрона дорівнює 4,80 • 10-10 ел. -ст. од., можна зробити висновок, що молекула НС1 має такі самі електричні властивості, котрі має стрижень довжиною 1,274 А0, на протилежних кінцях якого зосереджено заряд з абсолютною величиною 0,84•10-10/4,803208•10-10 = 0,176 заряду електрона, причому на кінці стрижня, який належить атомові Н, міститься позитивний, а на кінці, який належить атомові СІ, від'ємний заряд. Ці заряди обчислені, виходячи із дипольного моменту, називаються ефективними зарядами. Якщо б атомові Хлору в молекулі НСl цілковито належала спільна електронна пара, то він перетворився б у негативно заряджений йон, а атом Гідрогену, який відповідно позбувся б свого електрона, —в позитивно заряджений йон. Тоді заряди на кінцях зв'язку між йонами дорівнювали б заряду електрона. При довжині зв'язку Н-С1, яка дорівнює 1,274 А0. Проте, як ми вже знаємо, експеримент для молекули НС1 дає значення µ = 1,07 В. Звідси можна обчислити ефективний заряд атомів Гідрогену і Хлору, які утворюють полярний зв'язок, як частку (у %) від заряду електрона, і ця отримана величина буде називатися ступінню йонності зв'язку:



Ступінь йонності зв'язку, як міра полярності цього зв'язку, залежить від різниці електронегативностей атомів. Електричний момент диполя зв'язку —це векторна величина. Напрям електричного моменту диполя умовно беруть від від'ємного в бік додатного полюса диполя.



Дипольний момент молекул

У багатоатомних молекулах розрізняють поняття про електричні моменти диполя окремих зв'язків і молекули в цілому. Дипольний момент багатоатомних молекул — це сумарна векторна величина дипольних моментів усіх хімічних зв'язків молекули. За наявності кількох зв'язків у молекулі електричні моменти (вектори) цих зв'язків додаються за правилом паралелограма. Залежно від форми молекули, яка визначається спрямованістю зв'язків, результуючий електричний момент диполя відрізнятиметься від електричних моментів диполя окремих зв'язків і для дуже симетричних молекул може дорівнювати нулеві, попри значну полярність окремих зв'язків. Так, наприклад, лінійна молекула СО2 неполярна (µ=0), хоч кожний зв'язок С=О характеризується значним електричним моментом диполя (µ = 2,67 D). Це пояснюється тим, що однакові за величиною електричні моменти диполя зв'язків спрямовані на зустріч один одному:



Це ж стосується і неполярної плоско-тригональної молекули ВF3 та октаедричної молекули SF6:



Для несиметричних молекул електричні моменти диполя окремих зв'язків не компенсують один одного і сумарний електричний момент диполя є відмінний від нуля. Класичним прикладом можуть слугувати кутові молекули типу АВ22О тощо). Так, у молекулі води електричні моменти диполя кожного зв'язку О—Н дорівнюють 1,56 D , однак електричний момент диполя молекули води в цілому становить 1,82 D . Отже, електричні моменти диполя зв'язків додаються геометрично і зв'язки О-Н мусять бути спрямовані під кутом 105° стосовно один одного:



У кристалічному стані електричні моменти диполів окремих зв'язків (навіть якщо вони існують) взаємно скомпенсовані, і сумарний власний електричний момент диполя у кристалі дорівнює нулю. Тому дослідження поляризаційних явищ у кристалах не дають інформації про спрямованість зв'язків у кристалічній структурі.


Електропровідність речовин. Металічний зв'язок

Якщо речовина молекулярної будови з системою спряжених зв'язків потрапить в електричне поле або коли на її кінці накласти різницю потенціалів. то р - електрони почнуть рухатися по "коридору" зв'язувальної орбіталі вздовж молекули у напрямку від від'ємного полюса до позитивного. Відбуватиметься поляризація молекули. Поляризація молекули у зовнішньому електричному полі за таким механізмом називається електромерним ефектом. Дуже цікаво електромерний ефект може проявитися у конденсованих системах, в яких є неперервна система спряжених зв'язків і які виявляють властивості молекулярних провідників електрики. У цьому випадку речовина характеризується внутрішньомолекулярною електропровідністю. Такі властивості притаманні звичайному графіту, кристали якого складаються з окремих мономолекулярних шарів Сп, у межах яких є система делокалізованих електронів по усіх його зв'язках С-С (рис. 5.31). Саме така електронна структура графіту пояснює його електричну провідність та металевий блиск кристалів. Варто нагадати, що інша алотропна видозміна Карбону —діамант є типовим діелектриком. У кристалах діаманта між атомами С існують насичені двоелектронні ковалентні зв'язки.



Нелокалізовані зв'язки особливо характерні для металевих сполук. Атоми металів містять на своїх зовнішніх рівнях невелику кількість електронів і, отже, багато вакантних атомних орбіталей. Перебіг процесів, що відбувається зі зниженням внутрішньої енергії системи, змушує атоми утворювати максимально можливу кількість хімічних зв'язків. Атоми металів можуть досягати цього лише за умови, що вони щільно упаковуватимуться в кристалічній структурі, в якій нечисленні валентні електрони кожного атома будуть обслуговувати відразу багато атомів, утворюючи між ними нелокалізовані зв'язки. Хімічний зв'язок такого типу називається багатоцентровим зв'язком з дефіцитом електронів. Металічний зв'язок —це багатоцентровий зв'язок з дефіцитом електронів. Взаємодія великої кількості частинок має свою специфіку. Внаслідок зближення частинок і їхнього взаємного впливу відбувається "розщеплення" атомних орбіталей, тобто утворення молекулярних орбіталей. У кристалі, як у багатоатомній частинці, кількість молекулярних орбіталей завжди дорівнюватиме сумі орбіталей окремих атомів.



На рис. 5.32 показано розщеплення орбіталей лужного металу (пs1пр0),. Насправді кількість молекулярних орбіталей може бути ще більшою за рахунок комбінацій орбіталей. Приймемо енергію валентного рівня в ізольованому атомі за Ео. У процесі зближення двох атомів взаємодія валентних орбіталей цих двох атомів, які мають однакову енергію, зумовлює появу двох МО, а з шести р-орбіталей —шість МО. Причому виникає два типи МО —розпушувальні, енергія яких більша, та зв'язувальні, енергія яких менша за енергію відповідних АО. Взаємодія чотирьох, шести, восьми тощо атомів веде до розщеплення валентних АО на таку ж кількість МО. Це вказує на те, що в металах можуть також існувати (статистично) нейонізовані атоми, котрі не віддали електрони у спільне користування.



Міжмолекулярна взаємодія (сили Ван дер Ваальса)

Електронейтральні, валентнонасичені частинки (атоми і молекули) теж здатні взаємодіяти між собою. Причому ступінь цієї взаємодії та її хімізм можуть змінюватися у доволі широких межах. Вандерваальсова, або міжмолекулярна, взаємодія проявляється на відстанях, які цілковито унеможливлюють перекривання електронних орбіталей між частинками, і має електростатичну природу. Ця взаємодія, залежно від полярності частинок, може мати різну за величиною енергію. Вандерваальсове притягання розглядається як результат дії трьох ефектів—орієнтаційного, індукційного і дисперсійного:



Енергія усіх трьох складових пов'язана з дипольною взаємодією різного походження.
Орієнтаційний ефект

Полярні молекули зі сталим дипольним моментом (рис. 5.36, а) завжди орієнтуються стосовно одна одної протилежно зарядженими кінцями. Така диполь-дипольна взаємодія називається орієнтаційною, а її енергія дорівнює



де μ— сталий дипольний момент молекули, r— відстань між центрами диполя.



Індукційний ефект

У зовнішньому електричному полі молекула поляризується, тобто під впливом поля сусідньої молекули у ній з'являється (індукується) дипольний момент. Якщо молекула була полярною, то її дипольний момент стає ще більшим; якщо ж молекула була неполярною (рис. 5.36, б), то вона набуває дипольного моменту, який називають індукційним.



Схильність молекул (та інших хімічних частинок) до поляризації за рахунок зміщування електронів атомів під впливом зовнішнього електричного поля визначається їхньою поляризаційною спроможністю. Ця спроможність вимірюється відносною деформацією частинки, віднесеної до одиниці напруженості поля. Тоді енергію взаємодії диполь-індукований диполь, так званої індукційної взаємодії, можна оцінити як Еінд :





Дисперсійний ефект

Поруч з орієнтаційною та індукційною взаємодіями існує третій тип слабкої взаємодії —дисперсійна взаємодія. Дисперсійна взаємодія виникає завдяки маленьким миттєвим диполям, які з'являються у молекулах і атомах унаслідок флуктуації електричного заряду, викликаного рухом електронів в атомах. У разі зближення частинок в одній із них може виникати миттєвий диполь, який має певний напрямок у заданий момент часу. Цей миттєвий диполь викликає у сусідній частинці диполь у відповідь, що зумовлює синхронізацію поля у цілій системі (див. рис. 5.36, в). Унаслідок цього відбувається незначне зниження енергії системи, яке сприймається як дуже слабка взаємодія. Її кількісну характеристику було запропоновано Лондоном (1930) на основі теорії розсіювання (дисперсії) світла. Енергію цієї дисперсійної взаємодії визначають як



де hv0—енергія коливання атомів з частотою v0.

Між неполярними молекулами або між атомами інертних чи шляхетних газів виникають тільки дисперсійні сили притягання, які легко порушуються тепловим рухом частинок. Тому такі речовини мають низькі температури зрідження і кристалізації. Саме цим пояснюють близькість точок топлення і кипіння у шляхетних газів. Різниця між ними становить 2—5°, наприклад, у неону tтопл = -248,6°С і tкип = -246,0°С. Отже, існуюча у кристалі система дисперсійної взаємодії частинок легко порушується їхнім тепловим рухом, і сили притягання зникають. Тому відразу після топлення кристалів шляхетних газів розпочинається кипіння розтопів. Зі збільшенням полярності молекул частка індукційної та орієнтаційної взаємодій між ними зростає (табл. 5.9). Це позначається на властивостях речовин.

Сили Ван дер Ваальса відчутні за умови значного зближення взаємодіючих молекул, бо їхня енергія зменшується пропорційно відстані між центрами їхніх диполів, узятій у шостій степені. Принагідно зазначимо, що енергія кулонівської взаємодії обернено пропорційна відстані між центрами йонів. Ось чому при збільшенні відстані між частинками удвічі енергія взаємодії між йонами зменшується у 2, а між молекулами —у 64 рази. Відстань між молекулами 4—7 А0 відповідає мінімальному запасові енергії молекулярної системи, і тому такі відстані є рівноважними.


Водневий зв'язок

Між дуже полярними молекулами або атомними групами, в яких містяться атоми Гідрогену, виникає специфічна взаємодія, яка суттєво позначається на властивостях речовин. Ця взаємодія реалізується з допомогою водневих зв'язків.



При утворенні водневих зв'язків частинки наближаються на відстань, яка забезпечує слабку участь їхніх електронних орбіталей у взаємодії.

Вивчаючи залежність температур кипіння молекулярних гідрогенумісних сполук різних елементів від номера періоду, в котрому міститься заданий елемент (рис. 5.37), можна бачити аномально високі точки кипіння для води, гідрогену флуориду й амоніаку. Дотримуючись чіткої тенденції щодо пониження температур кипіння при переході від сполук елементів п'ятого періоду до сполук елементів четвертого і третього періодів, сполуки другого періоду, такі, як HF, Н2O і NH3, повинні були б кипіти при -110, -150 і -140 °С, а вони киплять при +100, 19,5 і -33 °С відповідно. Відносно високе значення температур кипіння гідрогенумісних сполук Нітрогену, Оксигену і Флуору зумовлене: по-перше, наявністю в молекулі атома дуже електронегативного елемента (У), сполученого з атомом Гідрогену, що забезпечує реалізацію орієнтаційної (див. рис. 5.36, а ) взаємодії між двома атомними групами:



по-друге, наявністю в атомі Гідрогену лише одного електрона, втрата якого означає втрату усієї електронної оболонки.



В групі О-Н цей заряд становить +0,33. Високий позитивний заряд свідчить про низьку електронну густину навколо ядра атома Гідрогену, що дає змогу групам, які взаємодіють, наближатися на відстань до 2 А0 і навіть ще меншу, тобто на відстань, яка за величиною наближається до ковалентних зв'язків. На атомі електронна густина підвищена (у Флуору становить -0,5, а в Оксигену -0,66), і тому ці атоми здатні виявляти донорні властивості. Завдяки цьому між атомами сусідніх груп виникає зв'язок, який реалізується за донорно - акцепторним механізмом. Інакше кажучи, виникнення цього зв'язку, який у графічних формулах позначають точками, можна пояснити перекриванням орбіталей однієї молекули, яка має незв'язувальні пари електронів на атомі з вакантними розпушувальними орбіталями іншої молекули. Такі зв'язки отримали назву водневих зв'язків.



Неодмінною умовою утворення водневих зв'язків між молекулами є обов'язкова присутність атомів Гідрогену, який є своєрідним "містком" між двома атомами дуже електронегативних елементів різних молекул. У разі виникнення водневого зв'язку молекули орієнтуються певним чином. Атом Н завжди є на лінії, яка сполучає центри двох атомів, бо ці атоми мають високе значення однойменних зарядів і тому вони взаємно відштовхуються, тобто кут близький до 180°. Величина іншого кута залежить від типу гібридизації орбіталей атома і може набувати значень від 109 до 180°. Водневий зв'язок за величиною енергії посідає проміжне становище між вандерваальсовими силами і донорно-акцепторною взаємодією. Енергія водневого зв'язку становить 2030 кДж/моль (для води 25,5), сягаючи значення 34 кДж/моль у гідрогені флуориді. Довжину водневого зв'язку зазвичай оцінюють за відстанню між центрами атомів, сполучених містковим атомом Н. У рідкій воді відстані між атомами Оксигену становлять ~2,9 А0, а довжина зв'язку О-Н 1,1 А0, тому довжина водневого зв'язку (Н-0) дорівнює 1,8 А0. В органічних кислотах та спиртах водневий зв'язок вважається сильним, якщо відстань між атомами О наближається до 2,5 А0, і слабким — на відстанях 2,7 А0. Те, що водневі зв'язки є доволі міцними, доводить та обставина, що вода в пароподібному стані і низькомолекулярні органічні кислоти є димеризованими (Н20)2, (НСООН)2 тощо. Пара, яка утворюється під час випаровування гідрогену флуориду, теж містить молекулярні асоціати, і лише в разі досягнення температури 90 °С гідроген флуорид стає мономолекулярним. За умови неповної нейтралізації флуоридної (плавикової) кислоти лугом утворюються кислі дифлуорид -йони, в яких енергія зв'язку молекули з йоном сягає значення 160 кДж/моль. Висока енергія зв'язку свідчить про хімічну природу цієї взаємодії. Тут пари електронів як атома, сполученого з атомом Н, так і йона (донорів) однаковою мірою посідають вакантну орбіталь фактично вже катіона Н+ молекули. Свідченням цього є однакова відстань обох атомів Флуору до атому Гідрогену, яка становить 1,13 А0, і ця відстань перевищує довжину зв'язку в ізольованій молекулі на 0,21 А0. В отриманому аніоні від'ємний заряд не локалізується на одному будь -якому атомі Флуору. Такого типу зв'язок іноді називають трицентровим, пояснюючи його утворення комбінуванням 1s-орбіталі атома Гідрогену з двома гібридними орбіталями двох атомів Флуору. Фактично водневий зв'язок —це трицентровий зв'язок з надлишком електронів, який має значну частку електростатичної складової. Хімічний зв'язок між молекулою та йоном пояснює існування кислих солей типу КНF2, які утворює одноосновна флуоридна кислота.
ЛІТЕРАТУРА:

  1. Оганесян Е.Т. «Неорганічна хімія», 1984.

  2. Глінка M.Л. «Загальна хімія», 1982.

  3. Сухомлінов А.К. «Практикум із неорганічної хімії», 1983.

  4. Льовітін Є.Я., Брізіцька А.М., Клюєва Р.Г. “Загальна та неорганічна хімія”- Х.: Прапор, Видавництво НФАУ, 2000.

  5. Ріпан Р., Четяну І. «Неорганічна хімія» - М.: Мир, 1971.

  6. Ахметов Н.С. «Неорганічна хімія», 1975.

  7. Хомченко Г.П. «Хімія для тих, що вступають до Вузів», 1991.

  8. Глінка М.Л. «Завдання і вправи з загальної хімії», 1987.

  9. Васильєва Я.Б. «Лабораторні роботи із загальної і неорганічної хімії», 1986.

  10. Хомченко Г.П. «Завдання з хімії», 1991.

  11. «Загальна і неорганічна хімія з елементами проблемного вивчення», 1990.

  12. «Хімія» - посібник для самоконтролю і самопідготовки, 1985.

  13. Лідін Р.А., Молочко В.А., Андрєєва Л.Л. «Хімічні властивості неорганічних речовин». М.: Хімія. – 1996.

  14. Голуб А.М. Загальна та неорганічна хімія. Ч.1, 1968; Ч.2, 1971.

  15. Голуб А.М. , Скопенко В.В. Основи координаційної хімії, 1977.

  16. Григор′єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія, 1979.

  17. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія, 1988; 1998.

  18. Василега -Дерибас М.Д., Фурсенко А.О. Методична розробка. Номенклатура і термінологія в загальній та неорганічній хімії (Історія, теперішній стан, наукові основи і правила), 1991.

  19. Манилов К.Р., Тютюнник В.М. Биография атома, 1984.

  20. Лазаров Д. Электрон и химические процессы, 1987.

  21. Михалічко Б.М. Курс загальної хімії, 2009.

  22. Цвєткова Л.Б. Загальна хімія: теорія і задачі, Частина 1, 2007.

  23. Середа А.С. Неорганічна хімія, 2008.

  24. Бодак О.І., Телегус В.С., Заречнюк О.С., Кінжибало В.В. Основи загальної хімії, 1991.

  25. Красовський О.М, Старчак В.Г. Загальна та неорганічна хімія у прикладах і завданнях, 1992.

  26. Василева М. Д. Чудодійні розчини, 1996

Зміст:

1. Основні закони термохімії ст.5

2.Основні закони хімічної кінетики. Хімічна

рівновага ст.41



3.Будова атома ст.70

4.Хімічний зв'язок ст.117

Поділіться з Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Схожі:

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №3 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №1 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconКонтрольні роботи для студентів заочної форми навчання спеціальності «технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник Для викладачів та студентів фармацевтичного факультету Запоріжжя 2014

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник за кредитно-модульною системою для студентів вищих навчальних медичних закладів за спеціальністю «технологія парфюмерно-косметичних засобів»
Сторія україни: навчально-методичний посібник для студентів, працюючих за кредитно-модульною системою. (укладачі: кандидат історичних...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник для студентів І курсу факультету філології та журналістики стаціонарної форми навчання. Доп., розш. Полтава: пдпу, 2009. 61 с
Тарасова н.І.,Чередник л. А. Організація самостійної та індивідуальної роботи з античної літератури: Навчально-методичний посібник...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів 5-го, 6-го курсу медичних внз, лікарів-інтернів педіатрів, інфекціоністів та сімейних лікарів Запоріжжя, 2016р
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029 «Інформаційна, бібліотечна та архівна справа»
Концепція професійного спрямування (Вступ до фаху) : навчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029...


База даних захищена авторським правом ©biog.in.ua 2017
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка